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专题一元素周期律和周期表 专题一 元素周期律和周期表 【课标要求】 1．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 2．能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 【知识梳理】 一、元素周期律 1．内容：元素的性质随着元素原子序数的增大，而呈周期性变化的规律。 (1)元素的性质：主要是指元素的原子半径、主要化合价、金属性、非金属性。 (2)判断元素金属性强弱的一般方法： ①元素的单质从酸或水中置换出氢气越容易，则元素的金属性越强； ②元素的最高价氧化物的水化物碱性越强，则元素的金属性越强； ③其他方法：如根据金属活动顺序表、根据金属离子在水溶液里放电的顺序等。 (3)判断元素非金属性强弱的一般方法： ①元素的单质与氢气化合越容易，则元素的非金属性越强； ②元素的气态氢化物的热稳定性越强，则元素的非金属性越强； ③元素的最高价氧化物的水化物(最高价含氧酸)酸性越强，元素的非金属性越强； ④其他方法：如根据非金属单质间的相互置换、根据不同非金属单质氧化同一金属的反应条件、不同非金属单质对同一变价金属的氧化情况等。 2．元素周期律的实质：根据结构决定性质这一规律，元素周期律的实质，是元素原子的最外层电子数随着原子序数增大而呈现周期性变化。 3．元素周期律的具体描述： 原子结构的周期性变化 ①同一周期元素，从左到右最外层电子数：1个8个； ②同一主族元素，最外层电子数相同，均等于其族序数。 元素性质的周期性变化 ①同周期元素的原子半径：从左到右逐渐减小(不考虑稀有气体)；同主族元素原子半径，从上到下逐渐增大； ②同周期主族元素的化合价：最高正价从＋1到＋7(F、O除外)；最低负价从－4到－1(金属无负价)； ③同周期元素，从左到右，元素的金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强；同主族元素，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 二、元素周期表 1．元素周期表的结构 2．第三周期元素的性质递变规律 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18 名称符号 钠Na 镁Mg 铝Al 硅Si 磷P 硫S 氯Cl 氩Ar 原子 电子层数 相同，均为3个电子层 核电荷数 　　　　　　　------依次增大 原子半径 ------逐渐减小 -- 最外层 电子数 1 2 3 4 5 6 7 8 主要化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 0 元素及其 化合物性质 还原性：Na＞Mg＞Al 置换氢能力：Na＞Mg＞Al 碱性： NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 氧化性：Si＜P＜S＜Cl2 结合氢能力：Si＜P＜S＜Cl 稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 不活泼 3．ⅠA族(碱金属)和ⅦA族(卤族元素)的性质递变规律 ⅠA 原子半径 金属性 单质熔点 ⅦA 原子半径 非金属性 单质熔点 Li F Na Cl K Br Rb I Cs At 4．元素的原子结构、在周期表中位置、元素的性质之间的关系 【方法应用】 例1．根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是 ( ) A．K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等 B．L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 C．L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等 D．M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等 提示：K层电子数为奇数的元素只有氢元素，其最外层电子数和族序数均为1；L层电子数为奇数的元素只有第二周期的锂、硼、氮、氟，它们的最外层电子数也与其族序数相等；L层电子数为偶数的元素太多，除了第二周期的铍、碳、氧、氖元素外，凡是第二周期后的所有元素，其L层电子数均为偶数8，而这些主族元素的族序数均不是8；而M层电子数为奇数的主族元素，也是只有钠、铝、磷、氯等有限的几种，其族序数与其最外层电子数是相等的。 答案：C 例2．居里夫人发现了放射性元素镭(Ra)因而获得诺贝尔化学奖，已知镭原子核内有88个质子。下列说法不正确的是 ( ) A．镭位于周期表中第七周期、ⅡA族 B．镭的硫酸盐难溶于水 C．镭的碳酸盐可溶于水 D．镭的氢氧化物为强碱 提示：本题看似考查元素镭及其化合物的性质，其实不然。而是要求考